1、盐类的水解反应
1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H )和c(OH)不再相等，使溶液呈现
+-酸性或碱性。
3.特征
(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解是中和反应的逆过程：
，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3)大多数水解反应进行的程度都很小。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法
(1)用化学方程式表示：盐＋水?酸＋碱
如AlCl3的水解：AlCl 3 +3H 20 ?Al + 3Cl
+3-(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水?酸(或碱)＋OH －(或H ＋)
如AlCl3的水解：Al + 3H 2O ?Al(OH)3 + 3H +3+
2、影响盐类水解的因素
1.内因——盐的本性
(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因
(1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；
增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱：H 可抑制弱碱阳离子水解，OH 能抑制弱酸阳离子水解。
+-（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；
碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）
3、盐类水解的应用
1.判断盐溶液的酸碱性
(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；
如0.1 mol ·L －1的Na 2CO 3和NaHCO 3溶液的碱性：Na 2CO 3＞NaHCO 3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如0.1 mol ·L －1的①NaCl ，②Na 2CO 3，③AlCl 3溶液的pH 大小：③＜①＜②。
2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂
如：Fe +3H 2O ?Fe(OH)3＋3H
+3+3．盐溶液的配制与贮存
配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；
配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。
4.制备胶体
如：向沸水中滴加FeCl 3饱和溶液，产生红褐色胶体。F e
+3H 2O Fe(OH)3（胶体）＋3H
+3+5.热碱去油污
升温促进碳酸钠水解：CO 3+ H 2O ?HCO 3+ OH ，溶液碱性增强
-2--6.泡沫灭火器原理
(1)成分：NaHCO 3、 Al 2(SO 4)3
(2)原理：NaHCO 3水解：HCO 3+ H 2O ?H 2CO 3 + OH
-- Al 2(SO 4)3水解：Al + 3H 2O ?Al(OH)3↓+3H +3+
当两盐溶液混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：
Al + 3HCO 3 == Al(OH)3↓+3CO 2↑
+3-7.合理施用化肥
(1)普钙[主要成分Ca(H 2PO 4)2]、铵态氮肥不能与草木灰(K 2CO 3)混用。
(2)原因：Ca(H 2PO 4)2电离强于水解、铵态氮肥水解显酸性，K 2CO 3水解显碱性，若混用，相互促进，易造成肥效降低。
8．除杂
(1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例 如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO 3溶液中所含的Fe3＋。
(2)向MgCl 2、FeCl 3的混合溶液中加入MgO 以除去FeCl 3。
9.判断溶液中离子能否共存
在水溶液中水解相互促进的离子：(1)若相互促进程度较小，则可以大量共存，如NH 4和
+CH 3COO 、C03等。
--2(2)若相互促进的程度很大、很彻底,则不能大量共存, 如Al 与HCO 3在溶渡中不能共存,
+3-因发生反应Al + 3HCO 3 == Al(OH)3↓+3CO 2↑，这类离子组合常見的有：+3-
电离水解专题训练 1.下列溶液中，c(H+)有小到大的排列顺序正确的是：①0.1mol/LHCl溶液② 0.1mol/LH2SO4溶液③0.1mol/LNaOH溶液④0.1mol/LCH3COOH溶液 A、③②④① B、③④①② C、②①④③ D、④①②③ 2．将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混和后,溶液中离子浓度关系正确的是（） A．c(NH4+)>c(Cl-)> c(H+)> c(OH-) B．c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+) C．c(Cl-)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH-) D． c(Cl-)> c(NH4+)> c(OH-)> c(H+) 3．0.1 mol/L NH4Cl溶液中，由于NH4＋的水解，使得c (NH4＋) < 0.1 mol/L。如果要使 c (NH4＋)更接近于0.1 mol/L，可采取的措施是 A 加入少量氢氧化钠 B 加入少量盐酸 C 加入少量水 D 加热 4．25℃时，将0.1mol/L的某酸与0.1mol/L的KOH溶液等体积混合，所得混合溶液的PH为 A．≤7 B．≥7 C．= 7 D、不能确定5．100mL浓度为2mol/L的盐酸跟过量的锌片反应，为加快反应速率，又不影响生成的氢气的总量，可采用的方法是
A．加入适量的6mol/L的盐酸 B．加入数滴氯化铜溶液 C．加入适量蒸馏水 D．加入适量的氯化钠溶液 6．浓度均为0.1mol/L的甲酸和氢氧化钠溶液等体积相混合后，下列关系式正确的是 A．c(Na+)＞c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) B．c( HCOO-) ＞c( Na+) ＞c( OH-) ＞c( H+) C．c( Na+) =c( HCOO-) =c( OH-) =c( H+) D．c( Na+) =c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) 7. 用[H+]均为0.01mol/L的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V l和V2，则V l和V2的关系正确的是 A．V1>V2 B．V1
高二化学电离水解部分 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ?? ? ?????????????2 322 3`32433223343424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：
弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求：? ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32— 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）
1.复习重点 1 ?盐类的水解原理及其应用 2 ?溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2?难点聚焦 盐的水解实质 H 2O H ++OH AB== B n — ” n+ 进水进一步电离. 类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。 （二）水解规律 如HPQ 及其三种阴离子随溶液 pH 变化可相互转化： pH 值增大 --------------------------------------- > — 2— 3 — H 『3PQ H 2PQ HPO 4 PQ 4 pH 减小 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO NaHS NmHPG 、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）： NaHSO NaHPQ 、NaHSO 盐类的水解 简述为：有弱才水解，无弱不水解 具体为：1 ?正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性 ③强酸强碱盐呈中性 女口 NH 4CN CH 3CONH 碱性 中性 取决于弱酸弱碱 相对强弱 2 .酸式盐 ①若只有电离而无水解, ②若既有电离又有水解, 电离程度〉水解程度， 呈酸性 呈碱性 越弱越水解，弱弱都水解 ②强碱弱酸盐呈碱性 ④弱酸碱盐不一定 NH 4F 酸性 则呈酸性（如 NaHSC ） 取决于两者相对大小 电离程度v 水解程度， 强碱弱酸式盐的电离和水解： 谁强显谁性，等强显中性 HB (n -1)— 当盐AB 能电离出弱酸阴离 ) A(OH Hr 或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离岀的 川或0H 结合成电解质分子，从而促 与中和反应的关系: 盐+水 由此可知, 水解 . 酸+碱（两者至少有一为弱） 中和 盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐
水解中和盐类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2．难点聚焦 （一）盐的水解实质 H2O H+— 当盐AB A n+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从 与中和反应的关系： 盐+水酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应， 但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。 （二）水解规律 简述为：有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定 如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性中性酸性 取决于弱酸弱碱相对强弱 2．酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小 电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度， 呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解： 如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化： pH值增大 H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43— pH减小 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4 （三）影响水解的因素
内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 （1）温度不变，浓度越小，水解程度越大. （2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大. （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 （四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑ 增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑ 注：α—电离程度 h—水解程度 思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？ ②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响？ （五）盐类水解原理的应用 考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性 例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________ ②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系. （1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小 ①当盐中阴、阳离子等价时 [不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+] 实例：aCH3COONa. bNH4Cl a.[Na+]＞[CH3COO—] ＞[OH—] ＞[H+] b.[Cl—] ＞[NH4+]＞[OH—]
电离水解平衡 一、电离水解平衡的特点 ①弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子的离子化过程和阴阳离子的分子化过程的速率相同建立了该化学平衡，电离平衡的移动遵循化学平衡移动的一般性规律。 ②影响电离平衡的主要因素有：温度的升降；溶质浓度的降低(稀释)；通过离子消耗降低生成离子的浓度；同离子效应――增大生成离子的浓度。 ③遵循勒夏特列原理，平衡的移动是减弱外界条件的改变而不是逆转外界条件的改变。例如：加水稀释醋酸，平衡正向移动，但是溶液中的C(H＋)依然是减小的，增加的只是n(H＋)。 例1.已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，且第一步的电离程度大于第二步的电离程度，第二步的电离程度远大于第三步的电离程度。今有HA、H2B、H3C三种一元、二元、三元弱酸，根据“较强酸+较弱酸盐＝较强酸盐+较弱酸”的反应规律，它们之间能发生下列反应： ①HA＋HC2－(少量)＝A- +H 2C-②H 2 B(少量)＋2A-＝B2- +2HA ③H 2B(少量)+H 2 C-＝HB-＋H 3 C 回答下列问题： (1)相同条件下，HA、H 2B、H 3 C三种酸中酸性最强的是。 (2)A-、B2-、C3-、HB-、H 2 C-、HC2－ 6种离子中，最易结合质子的是最难结合质子的是 (3)判断下列反应的离子方程式中正确的是(填写标号) A.H 3C+3A-＝3HA+C3- B.HB－+A-＝HA＋B2- C.H 3 C+B2－＝HB-+H 2 C- (4)完成下列反应的离子方程式 A. H 3 C+OH－ (过量) B. HA(过量)+C3－
某些盐溶液的配制、保存 在配制FeCl 3、 FeCl 2 、AlCl 3 、CuSO 4 等溶液时为防止水解，常向盐溶液中 加入少量相应的酸 Na 2SiO 3 、Na 2 CO 3 、NH 4 F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na 2 SiO 3 、Na2CO3 水解呈碱性，产生较多OH-，NH 4 F水解产生HF，OH-、HF均能腐蚀玻璃. 某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存，如 ①Al3+与S2-、HS-、CO 32-、HCO 3 -、AlO 2 -、SiO 3 2-、ClO-、C 6 H 5 O-等不共存 ②Fe3+与CO 32-、HCO 3 -、AlO 2 -、ClO-等不共存 ③NH4+与ClO-、SiO 32-、AlO 2 -等不共存 想一想：Al 2S 3 为何只能用干法制取？ 小结：能发生双水解反应，首先因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多H+，另一方产生较多OH-，两者相互促进，使水解进行到底。酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4 ） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小 电离程度＞水解程度，呈酸性：NaHSO 3、NaH 2 PO4 电离程度＜水解程度，呈碱性：NaHCO 3、NaHS、Na 2 HPO 4 、NaHS
第２5讲盐类的水解 基础考点梳理 最新考纲 1.理解盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律和应用。 ２.了解盐溶液的酸碱性,会比较盐溶液中离子浓度的大小。 自主复习 一、盐类水解的定义和实质 １．盐类水解的定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或ＯH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2.盐类水解的实质 盐类的水解是盐跟水之间的化学反应,水解(反应)的实质是生成难电离的物质,使水的电离平衡被破坏而建立起了新的平衡。 3．盐类水解反应离子方程式的书写 盐类水解一般程度很小,水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时,一般不用“↑”或“↓”。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写＝＝＝号,而写号。 4.盐类的水解与溶液的酸碱性 ①NａCl②NH4Cl ③Na２ＣO3④CH３COOＮa ⑤AlCl3 五种溶液中呈酸性的有:②⑤。 呈碱性的有：③④。 呈中性的有：①。 二、盐类水解的影响因素及应用 1．内因：盐本身的性质 (1)弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。 (2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越大,溶液碱性越强。 ２.外因 (1)温度：升高温度,水解平衡正向移动,水解程度增大。 (2)浓度 ①增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动,水解程度减小,但水解产生的离子浓度增大，加水稀释，水解平衡正向移动,水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。 ②增大ｃ(H+)，促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解；增大c（OH-)，促进强酸弱碱盐的水解,抑制强碱弱酸盐的水解。 3.盐类水解的应用（写离子方程式) （１)明矾净水：Ａl3+＋3H2O Al(OＨ)3+3H＋。 (2)制备Fe(ＯH)３胶体：Fｅ3+＋3H2O错误!Fe（OH)３（胶体)+3H＋。 (3)制泡沫灭火剂:Al3+＋3HCO错误!＝＝=Al(OH）３↓＋３CO2↑。 (4)草木灰与铵态氮肥混施：ＮH错误!+CO错误!＋H２O NH3·H2Ｏ+HCO - 。 3 网络构建
1．盐类水解的原理 盐的类型溶液的pH能水解的离子 Na2CO3强碱弱酸盐pH>7 NH4Cl强酸弱碱盐pH<7 NaCl强酸强碱盐pH＝7 (1)盐类水解的定义 盐电离出来的阳离子(或阴离子)与水电离出来的OH－(或H＋)结合生成弱电解质的反应．(2)盐类水解的条件 盐能电离出弱酸根阴离子或弱碱阳离子． (3)盐类水解的实质 纯水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－，此时c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性．加入强碱弱酸盐或强酸弱碱盐时，弱离子结合H＋或OH－，使水的电离平衡向 移动，使得c(H＋)≠c(OH－)，故溶液显酸性或碱性． (4)盐类水解的特点 盐＋H2O酸＋碱 ①盐类水解是中和反应的逆反应，一般程度较小． ②盐类水解是吸热反应． (5)盐类水解的规律 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，两弱具体定． (6)盐类水解方程式的书写 ①盐类水解一般是可逆的，书写时一般不写“=== ”，而用“”；水解程度一般较小， 因此所得产物的浓度很小，一般不用“↑”或“↓”．可简记为“水写分子式，中间用可逆， 后无沉气出”． ②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步即可． 例如：Na2CO3水解： ③多元弱碱盐的水解分步进行，一般一步写出． 例如：AlCl3水解：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋ 例如：Al2(SO4)3与NaAlO2相混合： Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓ 2．影响盐类水解的因素 (1)内因——盐本身的性质 组成盐的离子所对应的酸或碱越弱，则越易水解，其溶液的酸性或碱性就越强．(2)外因
①温度：因为盐类水解是吸热反应，所以升高温度，水解平衡向右移动，水解程度 增大． ②浓度：盐溶液加水稀释，则水解平衡向右移动，水解程度增大． ③化学反应： A.强碱弱酸盐水解，如Na2CO3＋H2O NaHCO3＋NaOH，加酸促进其水解，加碱抑制其水解． B．强酸弱碱盐水解，如FeCl3＋3H2O Fe(OH)3＋3HCl，加碱促进其水解，加酸抑制其水解． 1．向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为() A．减小、增大、减小B．增大、减小、减小 C．减小、增大、增大D．增大、减小、增大 解析：0.1 mol/L CH3COONa中存在平衡CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，加入NH4NO3、FeCl3两种水解显酸性的盐会使平衡正向移动，c(CH3COO－)减小；加入Na2SO3这种水解显碱性的盐会使平衡逆向移动，c(CH3COO－)增大．答案： A 2．有①Na2CO3溶液②CH3COONa溶液③NaOH溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol·L－1，下列说法正确的是() A．3种溶液pH的大小顺序是③>②>① B．若将3种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是② C．若分别加入25 mL 0.1 mol· L－1盐酸后，pH最大的是① D．若3种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是③>①>② 解析：相同物质的量浓度的①、②、③溶液：pH的大小顺序应为③>①>②，故A项错误；稀释相同倍数时，①、②存在水解平衡，③中pH变化最大，故B项错误；若pH相同的三种溶液，物质的量浓度大小顺序为：②>①>③，故D项错误；与25 mL 0.1 mol/L盐酸反应后①中为NaHCO3和NaCl溶液，②中为CH3COOH和NaCl溶液，③中为NaCl溶液，pH最大的是①，故C项正确．答案： C 1．三个守恒 (1)电荷守恒 电荷守恒是指溶液呈电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总 浓度． 如Na2CO3溶液中： (2)物料守恒 物料守恒即原子守恒，指变化前后元素原子个数守恒． 如：0.1 mol/L的Na2CO3溶液中： (3)质子守恒 质子守恒指溶液中质子发生转移时，质子数不发生变化．
高二化学下册盐类的水解知识点总结 世界由物质组成，化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一。以下是为大家整理的高二化学下册盐类的水解知识点，希望可以解决您所遇到的相关问题，加油，一直陪伴您。 （一）盐类水解口诀： 有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性. （1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子). 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH,则Na+是强碱金属离子,不会水解.NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ,则Cl-是强酸根离子,也不会水解. 所以,NaCl在水溶液中不会发生水解. 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH,则 CH3COO-是弱酸根离子,会水解.消耗H2O电离出的H+,结合成CH3OOH分子.使得水中OH-多出. 所以,CH3COONa的水溶液显碱性. （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,水解的程度越大. 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3;SO3^2-对应的酸是H2SO3
由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则,CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大,结合的H+更多. 所以,Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强. （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时,则盐的这两种离子都会发生水解.阳离子水解结合水电离出的OH-;阴离子水解结合水电离出的H+,所以双水解发生的程度往往较大. 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ;CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解,NH4+结合OH-形成 NH3*H2O;CH3COO-结合H+形成CH3COOH,相互促进,水解程度较大. （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离子水解结合H+,阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性,则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小. 如：(NH4)CO3 ,由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强(实际上比较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱,使得水溶液中消耗的H+
水解 中和 盐 类的水解 1．复习重点 1．盐类的水解原理及其应用 2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2．难点聚焦 （一） 盐的水解实质 H 2O H +— n 当盐AB 能电离出弱酸阴离子（B n —）或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离出的H +或OH —结合成电解质分子，从 而促进水进一步电离. 与中和反应的关系： 盐+水 酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。 （二）水解规律 简述为：有弱才水解，无弱不水解 越弱越水解，弱弱都水解 谁强显谁性，等强显中性 具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性 ②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性 ④弱酸碱盐不一定 如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 碱性 中性 酸性 取决于弱酸弱碱 相对强弱 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小 电离程度＞水解程度， 呈酸性 电离程度＜水解程度， 呈碱性 强碱弱酸式盐的电离和水解： 如H 3PO 4及其三种阴离子随溶液pH 变化可相互转化： pH 值增大 H 3PO 4 H 2PO 4— HPO 42— PO 43— pH 减小
③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4 （三）影响水解的因素 内因：盐的本性. 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 （1）温度不变，浓度越小，水解程度越大. （2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大. （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 （四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响. HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑ 加水平衡正移，α↑促进水解，h↑ 增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑ 增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑ 增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑ 注：α—电离程度 h—水解程度 思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗 ②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响 （五）盐类水解原理的应用 考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性 例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________ ②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________. 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③ 2．分析盐溶液中微粒种类. 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.
高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素
盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中某些可溶盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子离子跟水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质，从而促进水的电离的反应。 2．实质 盐电离→??????????弱酸的阴离子→结合H ＋ 弱碱的阳离子→结合OH －―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→????? c (H ＋ )≠c (OH － )―→溶液呈碱性、酸性c (H ＋)＝c (OH －)― →溶液呈中性 3．特点 可逆→水解反应是可逆反应 | 吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，是吸热过程 | 微弱→水解反应程度很微弱 4.盐类水解规律： ①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。越稀越水解，越热月水解。 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 3) ③弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对 大小。 a.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。 如NaHCO 3溶液中：HCO － 3 H ＋ ＋CO 2－ 3(次要)， HCO － 3＋H 2O H 2CO 3＋OH － (主要)。
b.若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。 如NaHSO3溶液中：HSO－3H＋＋SO2－3(主要)，HSO－3＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。 （目前必须知道HC2O4-、HSO－3、HPO32—和H2PO4—的电离大于水解） 5.表示方法——水解的离子方程式 (1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“”号连接。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。不把产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。 如：Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋。 NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸盐的水解分步进行，逐级减弱，离子方程式分步书写，如Na2CO3的水解离子方程式：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－，HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。一般以第一步水解为主，下一级水解课忽略，原因是上一级水解出的OH－是下一级水解的产物，对下级水解有抑制作用。 (3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如：明矾水解的离子方程式：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。 (4)若阴、阳离子水解相互促进，由于水解完成，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如： 常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。 易错警示(1)判断盐溶液的酸碱性，需先判断盐的类型，因此需熟练记忆常见的强酸、强碱和弱酸、弱碱。 (2)盐溶液呈中性，无法判断该盐是否水解。例如：NaCl溶液呈中性，是因为NaCl是强酸强碱盐，不水解。又如CH3COONH4溶液呈中性，是因为CH3COO－和NH＋4的水解程度相当，即水解过程中H＋和OH－消耗量相等，所以CH3COONH4水解仍呈中性。 6.水解平衡常数（K h） 对于强碱弱酸盐：K h =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：K h =Kw/K b（Kw为该温度下水的离子积，K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数） 影响盐类水解的因素 1．内因 弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。（1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。 所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。 所以，CH3COONa的水溶液显碱性。 （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。 所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。 （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。 （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。 如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。 所以，(NH4)2CO3 溶液显碱性。 又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。 所以CH3COONH4溶液显中性。 再如：(NH4)2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。 所以，(NH4)2SO3溶液显酸性。 （二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐 （1）强酸弱碱盐 如：NH4Cl的水解离子方程式：
盐类的水解知识点(学 生版)
【盐类的水解知识大复习】 一、探究盐溶液的酸碱性 结论：强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性，强酸强碱盐显中性。 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 三、盐的水解原理 1.定义：在溶液中，盐电离出来的阴离子或阳离子与水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质，这种作用叫做盐类的水解。 2.实质及结果 实质：促进水的电离平衡。 结果：盐的溶液呈现出不同程度的酸、碱性。 3.水解条件 a.盐必须溶于水中 b.生成盐的酸或碱是弱酸或弱碱（有弱才水解，无弱不水解，都弱双水解） 4.水解特征 水解是微弱、可逆的，用可逆符号“” 【小结】水解规律： 有弱才水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性 5 盐溶液中水的电离规律 【例题】1、pH=3的HCl和pH=11的NaOH溶液中由水电离出来的c(H+)水 2、pH=3的NH4Cl和pH=11的CH3COONa溶液中由水电离出来的 c(H+)水 【小结】盐溶液中水的电离有如下规律：
a.在强酸弱碱盐溶液中，盐的水解促进了水的电离，水的电离程度比纯水、酸或碱溶液（抑制水的电离）中水的电离程度大。 b.在酸或碱溶液中，c (H +)、c (OH -)中小的那一个表示水的电离；在盐溶液中，c (H +)、c (OH -)中大的那一个反映了水的电离程度。 四、水解方程式的书写 （1）判断能否水解； （2）水解是微弱的，用可逆符号表示。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H 2CO 3、NH 3·H 2O 等）写成其分解产物的形式； （3）多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主。 （4）多元弱碱盐的水解视为一步完成。 （5）双水解——不完全双水解与完全双水解 不完全水解用可逆符号，完全水解用等号表示。 五、盐类水解的影响因素 1.内因——越弱越水解（越热越水解，越稀越水解） 以醋酸钠为例：CH 3COO -+H 2O CH 3COOH+OH - K h 弱酸或弱碱的电离常数越（越弱），其所生成的盐水解的程度就越大。 2.外因：温度、浓度、酸or 碱、盐溶液 a W h K K H c COO CH c H c OH c COOH CH c COO CH c OH c COOH CH c K =???=?=+-+---)()()()()()()()(3333
水解 物质与水发生的复分解反应。（例图：碳酸根离子分步水解） 由弱酸根或弱碱离子组成的盐类的水解有两种情况： ①弱酸根与水中的H+ 结合成弱酸，溶液呈碱性，如乙酸钠的水溶液： CH3COO- + H2O ←═→ CH3COOH + OH- ②弱碱离子与水中的OH- 结合，溶液呈酸性，如氯化铵水溶液： NH4+ + H2O ←═→ NH3〃H2O + H+ 生成弱酸（或碱）的酸（或碱）性愈弱，则弱酸根（或弱碱离子）的水解倾向愈强。 例如，硼酸钠的水解倾向强于乙酸钠，溶液浓度相同时，前者的pH值更大。弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于弱酸根和弱碱离子水解倾向的强弱。 例如，碳酸氢铵中弱酸根的水解倾向比弱碱离子强，溶液呈碱性； 氟化铵中弱碱离子的水解倾向强，溶液呈酸性； 若两者的水解倾向相同，则溶液呈中性，这是个别情况，如乙酸铵。 弱酸弱碱盐的水解与相应强酸弱碱盐或强碱弱酸盐的水解相比， 弱酸弱碱盐的水解度大，溶液的pH更接近7（常温下）。 如0.10 mol/L的Na2CO3的水解度为4.2%，pH为11.6， 而同一浓度的(NH4)2CO3的水解度为92%，pH为9.3。 酯、多糖、蛋白质等与水作用生成较简单的物质，也是水解： CH3COOC2H5 + H2O —→ CH3COOH + C2H5OH (C6H10O5)n + nH2O —→ nC6H12O6 某些能水解的盐被当作酸（如硫酸铝）或碱（如碳酸钠）来使用。 正盐分四类：
一、强酸强碱盐不发生水解，因为它们电离出来的阴、阳离子不能破坏水的电离平衡，所以呈中性。 二、强酸弱碱盐，我们把弱碱部分叫弱阳，弱阳离子能把持着从水中电离出来的氢氧根离子，破坏了水的电离平衡，使得水的电离正向移动，结果溶液中的氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，使水溶液呈酸性。 三、强碱弱酸盐，我们把弱酸部分叫弱阴，同理弱阴把持着从水中电离出来的氢离子，使得溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，使溶液呈碱性。 四、弱酸弱碱盐，弱酸部分把持氢，弱阳部分把持氢氧根，生成两种弱电解质，再比较它们的电离常数Ka、Kb值的大小（而不是水解度的大小），在一温度下，弱电解质的电离常数（又叫电离平衡常数）是一个定值，这一比较就可得出此盐呈什么性了，谁强呈谁性，电离常数是以10为底的负对数，谁负得少谁就大。总之一句话，盐溶液中的阴、阳离子把持着从水中电离出来的氢离子或氢氧根离子能生成弱电解质的反应叫盐类的水解。还有有机物类中的水解，例如酯类的水解，是酯和水反应（在无机酸或碱的条件下）生成对应羧酸和醇的反应叫酯的水解，还有卤代烃的碱性水解，溴乙烷和氢氧化钠水溶液反应生成乙醇和溴化钠叫卤烷的水解，还有蛋白质的水解，最终产物为氨基酸等等。水解反应 （1）含弱酸阴离子、弱碱阳离子的盐的水解，例如：Fe3++3H2O葑Fe(OH)3+3H+，CO32-+H2O葑H2CO3-+OH- （2）金属氮化物的水解，例如：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑ （3）金属硫化物的水解，例如：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S↑ （4）金属碳化物的水解，例如：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑ （5）非金属氯化物的水解，例如：PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl
盐类的水解知识点和经典习题 基础考点梳理 最新考纲 1. 理解盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律和应用。 2. 了解盐溶液的酸碱性，会比较盐溶液中离子浓度的大小。 自主复习 一、盐类水解的定义和实质 1. 盐类水解的定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H1或0H「结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2. 盐类水解的实质 盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解(反应)的实质是生成难电离的物质，使水的电离平衡被破坏而建立起了新的平衡。 3. 盐类水解反应离子方程式的书写 盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“T”或“ J”。盐类水解是可逆反应,除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写===号，而写号。 4. 盐类的水解与溶液的酸碱性 ① NaCI ② NH4CI ③Na2CO3 ④CH s COONa ⑤AICI 3 五种溶液中呈酸性的有：②⑤。 呈碱性的有：③④。 呈中性的有：①。 二、盐类水解的影响因素及应用 1. 内因：盐本身的性质 (1) 弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，容液酸性越强。— (2) 弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，容液碱性越强。_ 2. 外因 (1) 温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。 ⑵浓度 ①增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动,水解程度减小,但水解产生的离子浓度增大，加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。 ②增大c(H +)，促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解:增大c(OH -)，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。 3. 盐类水解的应用(写离子方程式) (1) 明矶净水：Al3 + + 3H2O AI(OH) 3 + 3H +0 (2) 制备Fe(OH)3 胶体：Fe3* + 3H2O=====Fe(OH)3(胶体)+ 3H 十。 (3) 制泡沫灭火剂：AI3+ + 3HCO3===AI(OH)3 J + 3CO2 T。 ⑷草木灰与铵态氮肥混施：NH；+ CO i「+ H2O NH3 H2O+ HCO3 网络构建